
- •Т. В. Скрипко общая и неорганическая химия Практикум
- •1. Основные классы неорганических соединений
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •2. Газовые законы. Простейшие стехиометрические законы
- •2.1. Взаимозависимые параметры состояния газов
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •2.2. Химические эквиваленты
- •Примеры составления условия задач и их решения
- •3. Основные закономерности протекания химических реакций
- •3.1. Энергетика химических реакций. Химико-термодинамические расчеты
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •3.2. Скорость химических реакций и химическое равновесие
- •Примеры составления условий задачи и их решение
- •4. Окислительно – восстановительные процессы
- •4.1. Окислительно-восстановительные реакции
- •Ионно-электронный метод
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •4.2. Гальванические элементы
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •4.3. Электролиз
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •5. Растворы
- •5.1 Способы выражения содержания растворенного вещества в растворе
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •5.2. Физико-химические свойства разбавленных растворов неэлектролитов
- •Свойства растворов неэлектролитов
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •5.3. Растворы электролитов
- •5.4. Ионное произведение воды. Водородный показатель
- •Примеры составления задач и их решения
- •5.5. Молекулярно-ионные уравнения обменных реакций между растворами электролитов
- •Примеры составления задач и их решения
- •5.6. Произведение растворимости
- •Примеры составления задач и их решения
- •5.7. Гидролиз солей
- •Примеры составления задач и их решения
- •6. Строение атома
- •Примеры составления условий задач и их решения
- •7. Комплексные соединения
- •Примеры составления задач и их решение
- •Библиографический список
Примеры составления условий задачи и их решение
Задача 290
Определить константу равновесия обратимой химической реакции
СН4 (г) + H2O(г) ↔ 3 Н2 (г) + СО(г)
при температуре 1000 К.
Как будет смещаться равновесие при повышении температуры и давления?
Решение:
Константа равновесия химической реакции связана со стандартной энергией Гиббса уравнением ΔGo = -RTln Kp = -2,3 RTlg Kp.
Откуда lg Kp = - ΔGo/2,3 RT.
ΔGox.p. = ΔHox.p.- TΔSox.p.
СН4 (г) + Н2O(г) ↔ 3 H2 (г) + СО(г)
ΔНообр., кДж/моль- 74,86 - 241,84 О - 110,52
Sо, Дж/моль·К 186,44 188,72 126,04 197,54
Находим ΔНох.р.
ΔНох.р. = - 110,52 – [-74,86 +(-241,84)] = 206,18 кДж/моль = 206180 Дж/моль,
Вычисляем ΔSо реакции
ΔSо = (3·126,04 + 197,54) – (186,44+188,72) = 200,5 Дж/моль·К,
Находим ΔGо реакции
ΔGо = ΔНо - ТΔSо = 206180 - 298·200,5=146431 Дж/моль,
,
откуда К = 2,19·10-8. Большой положительной величине ΔGо соответствует малая константа равновесия.
Направление, в котором сместилось равновесие, определяется по принципу Ле-Шателье:
1) так как реакция эндотермическая (Δ Н > 0), то для смещения равновесия в сторону прямой реакции нужно повысить температуру;
2) при повышении
давления равновесие будет смещаться в
сторону образования меньшего числа
молекул, в сторону обратной реакции
().
Задача 309
В системе А(г) + 2 В(г) = С(г) равновесные концентрации равны:
[A] = 0,06 моль/л; [B] = 0,12 моль/л; [C] = 0,216 моль/л. Найти константу равновесия реакции и исходные концентрации веществ А и В.
Решение:
Константа равновесия данной реакции выражается уравнением
.
Подставляя в него данные задачи, получаем
.
Для нахождения исходных концентраций веществ А и В учтем, что согласно уравнению реакции из 1 моля А и 2 молей В образуется I моль С. Поскольку по условию задачи в каждом литре системы образовалось 0,216 моля вещества С, то при этом было израсходовано 0,216 моля А и 0,2162=0,432 моля В. Таким образом, исходные концентрации равны:
[A0] = 0,06 + 0,216 = 0,276 моль/л,
[Во] = 0,12 + 0,432 = 0,552 моль/л.
Задача 315
Константа скорости некоторой реакции при 313 К равна 1,81610-4сек-1, а при 333 К - 3,99610-4 сек-1. Вычислить энергию активации.
Решение:
Каждая реакция характеризуется определенным энергетическим барьером; для его преодоления необходима энергия активации - некоторая избыточная энергия (по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре), которой должны обладать молекулы для того, чтобы их столкновение было эффективным, т.е. привело бы к образованию нового вещества.
Энергию активации вычисляем по уравнению Аррениуса:
Задача 322
Температурный коэффициент скорости реакции равен 3. Во сколько раз возрастает скорость реакции при повышении температуры от 283 до 383 °С?
Решение:
Простейшая зависимость скорости реакции от температуры выражается эмпирическим правилом Вант-Гоффа:
Vt+10 / Vt= kt+10 / kt= γ.
Здесь Vt и kt - скорость и константа скорости реакции при температуре t 0С;
Vt+10 и kt+10- те же величины при температуре (t+ 10 °С); γ- температурный коэффициент скорости реакции, значение которого для большинства реакций лежит в пределах 2-4. В общем случае, если температура изменилась на t °С, последнее уравнение преобразуется к виду
Vt+t / Vt= kt+t / kt= γt/10.
;
.
Отсюда
.
При повышении температуры на 100 0C скорость реакции увеличится в 59 020 раз.
Задача 325
Энергия активации распада метана в отсутствии катализатора равна 331,0 кДж/моль, а с катализатором – 230,0 кДж/моль. Во сколько раз возрастет скорость реакции в присутствии катализатора, если реакция протекает при 1 000 К?
Решение:
Скорость
химической реакции возрастает в
присутствии катализатора. Действие
катализатора объясняется тем, что при
его участии возникают нестойкие
промежуточные соединения (активированные
комплексы), распад которых приводит к
образованию продуктов реакции. При этом
энергия активации реакции понижается
и активными становятся некоторые
молекулы, энергия которых была недостаточна
для осуществления реакции в отсутствии
катализатора. Обозначим энергию активации
реакции без катализатора через Еа,
а с катализатором - через
;
соответствующие константы скорости
реакции обозначим черезk
и
.
Используя уравнение Аррениуса, находим
.
Получим
.
Окончательно находим
.
Таким образом, снижение энергии активации на 101 кДж привело к увеличению скорости реакции в 186 тысяч раз.
При выполнении заданий рекомендуется использовать методические указания [1; 3].
В задачах 285–300 определить константу равновесия обратимых химических реакций при заданной температуре и указать, как будет смещаться равновесие при повышении температуры или давления
№ задачи |
Уравнение реакции |
Т, К |
285. |
V2O5(к)+5Fe(к) 2V(к) + 5 FeO(к) |
1500 |
286. |
CO2(г) + H2(г) CO(г) + H2O(г) |
500 |
287. |
CO2(г) + H2(г) CO(г) + H2O(г) |
1500 |
288. |
2Cu2O(к) + Cu2S(к) 6 Cu(к) + SO2(г) |
1000 |
289. |
TiI4(к) Ti(к) + 2I2 (г) |
1200 |
290. |
CH4(г) + H2O(г) 3 H2(г) + CO(г) |
1000 |
291. |
Fe2O3(к) + CO(г) 2 FeO(к) + 2CO2(г) |
1500 |
292. |
3Fe(к) + C(гр) Fe3C(к) |
1700 |
293. |
SiCl4(г) + 2H2(г) Si(к) + 4HCl(г) |
1200 |
294. |
GeO2(к) + 4HCl(г) GeCl4(к) + 2 H2O(г) |
830 |
295. |
Li2O(к) + 3C(гр.) Li2C2(к) +CO(г) |
2800 |
296. |
Li3N(к) + 3H2(г) 3 LiH(к) + NH3(г) |
326 |
297. |
CaCO3 (к)+ 4 C(гр.) CaC2(к) + 3CO(г) |
1444 |
298. |
WO3(к) + 3H2 (г) W(к) + 3H2O(г) |
297 |
299. |
2 СО + О2 ↔ 2 СО2 |
298 |
300. |
СОСl2 ↔ CO + Cl2 |
373 |
В задачах 301–314 вычислить константу равновесия химической реакции и определить начальные концентрации вступивших в реакцию веществ
№ задачи |
Уравнение реакции |
Равновесные концентрации См, моль/л |
301 |
Cl2 + CO COCl2 |
См: Cl2=2.5 ; CO=1.8; COCl2=3.2 |
302 |
2NO2 2NO + O2 |
См: NO2=0.02; NO=0.08; O2=0.16 |
303 |
2SO2 + O2 2SO3 |
См: SO2=0.02; O2=0.4; SO3=0.3 |
304 |
N2 + 3H2 2NH3 |
См: N2=2.5; H2=1.8; NH3=3.6 |
305 |
2NO + O2 2NO2 |
См: NO=0.056; O2=0.028; NO2=0.044 |
306 |
2N2 + O2 2N2O |
См: N2=0.072; O2=1.12; N2O=0.84 |
307 |
H2 + I2 2HI |
См: H2=0.025; I2=0.005; HI=0.009 |
308 |
N2 + 3H2 2NH3 |
См: N2=3; H2=9; NH3=4 |
309 |
A + 2B C |
См: A=0.06; B=0.12; C=0.216 |
310 |
3 A + B ↔ 2 C |
См: A=0.03; B=0.01; C=0.08 |
311 |
2 NO2 ↔ 2 NO + O2 |
См: NO2 =0,006; NO =0,024; O2=0,012 |
312 |
CO + Cl2 ↔ COCl2 |
См: Cl2 =0,3; CO = 0,2; COCl2=1,2 |
313 |
2 SO2 + O2↔ 2SO3 |
См: SO2 =0,04; O2=0,06; 2SO3=0,02 |
314 |
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 |
См: NH3 = 0,4; N2 = 0,03; H2 = 0,1 |
В задачах 315–319 определить, энергию активации химической реакции по следующим данным:
№ задачи |
Температура Т1, К |
Константа скорости k1, 1/с |
Температура Т2, К |
Константа скорости k2, 1/с |
315 |
313 |
1,81610-4 |
333 |
3,99610-4 |
316 |
293 |
3,010-2 |
323 |
4,010-1 |
317 |
600 |
7,5 |
650 |
4,5102 |
318 |
273 |
4,0410-5 |
280 |
7,7210-5 |
319 |
288 |
2,010-2 |
325 |
0,38 |
В задачах 320–324 определить, во сколько раз возрастет скорость химической реакции, если температура повысилась на 100 oС
№ задачи |
Начальная температура, 0С |
Температурный коэффициент, γ |
320 |
290 |
2,50 |
321 |
313 |
1,87 |
322 |
283 |
3,00 |
323 |
529 |
2,00 |
324 |
417 |
2,70 |
В задачах 325–329 определить, во сколько раз возрастает скорость химической реакции при применении катализатора по сравнению со скоростью реакции, идущей без катализатора. Реакция идет при температуре 1000 К
№ задачи |
Реакция распада |
С катализатором |
Без катализатора Еа, кДж/моль | |
катализатор |
| |||
325 |
CH4 |
Pt |
230,0 |
331,0 |
326 |
N2O |
Pt |
136,0 |
244,0 |
327 |
N2O |
Au |
121,0 |
244,0 |
328 |
HI |
Pt |
58,6 |
184,0 |
329 |
HI |
Au |
108,0 |
184,0 |